Un ácido débil es aquel que no está totalmente disociado en agua:
$ \ce{ HA + H2O <=> A- \! + H3O+ } $
$K$, la constante de equilibrio, es el producto de las actividades de los productos dividido por el producto de las actividades de los reactivos:
$ K = \dfrac{ a_{\ce{A-}} \! \cdot a_{\ce{H_{3}O+}} }{ a_{\ce{HA}} \! \cdot a_{\ce{H2O}} } \: $ donde $ \: a_i = \gamma_i \, [ \, i \, ] $
Para soluciones diluidas, concentraciones inferiores a $\pu{e-1 M}$, puede considerarse al coeficiente de actividad $\gamma_i \approx 1$. También en condiciones diluidas se puede tomar la concentración de $\ce{H2O}$ como constante ($\, \sim \pu{1000 g/l} = \pu{55,5 mol/l} \,$). Así pues, se define la constante de acidez $\ce{Ka}$ como:
$ \ce{Ka} = K [\ce{H2O}] = \dfrac{ [\ce{A-}][\ce{H3O+}] }{ [\ce{HA}] } $
Ejemplos:
$ \begin{array}{l} \begin{aligned} \ce{\underbrace{CH3CO}_{\normalsize Ac}OH + H2O <=> AcO- \! + H3O+} \quad \ce{Ka} = \dfrac{ [\ce{AcO-}][\ce{H3O+}] }{ [\ce{AcOH}] } = 10^{-4,7} \end{aligned} \\[1ex] \begin{aligned} &\ce{H2CO3 + H2O <=> HCO3^- \! + H3O+} \mspace{-18mu} &&\ce{K_{a1}} = \dfrac{ \ce{[HCO3^-][H3O+]} }{ \ce{[H2CO3]} } = 10^{-6,4} \\[1ex] &\ce{HCO3^- \! + H2O <=> CO3^2- \! + H3O+} \mspace{-18mu} &&\ce{K_{a2}} = \dfrac{ \ce{[CO3^2-][H3O+]} }{ \ce{[HCO3^-]} } = 10^{-10{,}3} \end{aligned} \end{array} $
En los ácidos dipróticos, como el ácido carbónico del ejemplo, siempre en la primera cesión el ácido es más fuerte. La segunda cesión es mucho más difícil.